Quelques Proprietes Atomiques Et Leurs Variations Dans La Classification Periodique [PDF]

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CHAPITRE 5

QUELQUES PROPRIETES ATOMIQUES ET LEURS VARIATIONS DANS LA CLASSIFICATION PERIODIQUE Charge nucléaire effective de SLATER Rayon atomique Rayon Ionique Energies d ’Ionisations successives Energie de fixation électronique Echelles d ’Electronégativité 1

LES REGLES DE SLATER Modèle de Bohr pour les Hydrogénoïdes

En = - E0 [Z2/n2]

R = a0 [n2/Z]

Ces résultats important ont été obtenus dans le cas des atomes hydrogénoïdes à 1 seul électron. Pour les atomes polyélectroniques, il faudrait pouvoir tenir compte des interactions supplémentaires électron-électron qui n ’existaient pas dans le cas des hydrogénoïdes. Les règles de Slater permettent d ’appliquer tout de même les résultats du modèle de Bohr aux atomes normaux.

On appelle ces règles les approximations hydrogénoïdes de Slater.

2

Atome Hydrogénoïde

+Z

-e

Atome polyélectronique

+Z

attraction

Les autres électrons font écran entre le noyau et l ’électron étudié Attraction et répulsion

La charge réelle Z est remplacée par une charge hypothétique Z*

+Z*

La charge nucléaire effective Z* tient compte à la fois de l ’ attraction noyau-électron et des répulsions électron-électron (effets d ’écran).

Attraction « corrigée »

Modèle de Slater

3

Calcul de la charge nucléaire effective Z* Pour rendre compte de l ’effet répulsif des autres électrons on calcule une charge nucléaire hypothétique plus faible que la charge réelle du noyau. Cette charge hypothétique est obtenue en soustrayant du Z réel les effets d ’écran des autres électrons :

Z* = Z - Σ σ σ = constante d ’écran Slater a énoncé les règles qui permettent d ’exprimer ces effet d ’écran σ entre électrons.

4

REGLES de SLATER

1) Ecrire la configuration électronique de l ’élément en utilisant les groupes suivants et dans l ’ordre suivant : Groupes de Slater :

[1s] ; [2s , 2p] ; [3s , 3p] ;[ 3d] ; [4s , 4p] ; [ 4d] ; [4f] ; [5s , 5p] ; [5d] ; [5f]... 2) Valeurs des constantes d ’écran

Électrons du même groupe : σ = 0,35 (sauf pour 1 s ou σ = 0,3) Electron d ’un groupe plus externe (situé à droite du groupe étudié) : σ = 0

5

Electrons d ’un groupe plus interne (situé à gauche du groupe étudié) Deux cas à distinguer : a) l ’électron étudié appartient à un groupe [ns ; np] -Les électrons du groupe immédiatement inférieur (n-1) ont un effet d ’écran de σ = 0,85

- Les électrons des groupes plus internes (n-2) ; (n-3) etc... ont un effet d ’écran σ

=1

b) l ’électron étudié appartient à un groupe [n d] ou [n f] - Les électrons de tous les groupes plus internes (n-2) ; (n-3) etc... ont un effet d ’écran σ

=1 6

Résumé

Effets d ’écran des autres électrons

électron

Groupe Groupe interne précédant

étudié

nj < ni -1 nj = ni -1

[s,p]

1

0,85

Même groupe [s,p] 0,35

Groupe externe

[d]

[f]

0

0

0

nj > ni

(1s : 0,3 )

[d]

1

1

1

0,35

0

0

[f]

1

1

1

1

0,35

0 7

Effet d ’écran de l’électron j sur l’électron i 1s 2s2p 3s3p 3d 4s4p 4d 4f 5s5p 5d 5f 6s6p

0,3 0,85 1 1 1 1 1 1 1 1 1

0,35 0,85 1 1 1 1 1 1 1 1

1s

2s2p 3s3p 3d

électron i

0,35 1 0,85 1 1 1 1 1 1

0,35 0,85 1 1 1 1 1 1

0,35 1 1 0,85 1 1 1

0,35 1 0,85 1 1 1

4s4p 4d

0,35 0,85 1 1 1

0,35 1 0,35 1 1 0,35 0,85 0,85 0,85 0,35

4f

5s5p 5d

5f

6s6p

électron j 8

Effet d ’écran de l’électron j sur l’électron i 1s 2s2p 3s3p 3d 4s4p 4d 4f 5s5p 5d 5f 6s6p

0,3 0,85 1 1 1 1 1 1 1 1 1

0,35 0,85 1 1 1 1 1 1 1 1

1s

2s2p 3s3p 3d

électron i

0,35 1 0,85 1 1 1 1 1 1

0,35 0,85 1 1 1 1 1 1

0,35 1 1 0,85 1 1 1

0,35 1 0,85 1 1 1

4s4p 4d

0,35 0,85 1 1 1

0,35 1 0,35 1 1 0,35 0,85 0,85 0,85 0,35

4f

5s5p 5d

5f

6s6p

électron j 9

Exemples Cl : Z = 17 : [1s2] ; [2s2 ; 2p6] ;[ 3s2 ; 3p5]

électron étudié +17 même groupe [1s2]

[2s2 ; 2p6 ]

σ = 0,35

[ 3s2 ; 3p5]

groupe interne

Groupe précédant

σ=1

σ = 0,85

Z* = 17 - ( 6 * 0.35 ) - ( 8 * 0,85 ) - ( 2 * 1 ) = 6,1

10

Exemples Zn : Z = 30 : [1s2] ; [2s2 ; 2p6] ;[ 3s2 ; 3p6] ; [3d10] ; [4s2]

+30 => tableau des

[1s2]

Z*4s =

[2s2 ; 2p6 ]

[ 3s2 ; 3p6]

[ 3d10 ]

[4s2]

σ ij

30 - ( 1 * 0,35 ) - ( 18 * 0,85 ) - ( 8 * 1 ) - ( 2 * 1 ) = 4,35

Z*3d = 30 - ( 9 0,35 ) - ( 8 1 ) - ( 8 1 ) - ( 2 1 ) = 8,85 * * * * Z*3s;3p = 30 - ( 7 * 0,35 ) - ( 8 * 0,85 ) - ( 2 * 1 ) = 18,75

11

Valeurs de Z* pour un électron de valence des éléments des blocs s et p H 1

He 1,7

Li 1,3

Be 1,95

B 2,6

C 3,25

N 3,9

O 4,55

F 5,2

Ne 5,85

Na 2,2

Mg 2,85

Al 3,5

Si 4,15

P 4,8

S 5,45

Cl 6,1

Ar 6,75

K 2,2

Ca 2,85

Ga 5

Ge 5,65

As 6,3

Se 6,95

Br 7,6

Kr 8,25

Rb 2,2

Sr 2,85

In 5

Sn 5,65

Sb 6,3

Te 6,95

I 7,6

Xe 8,25 12

Variation de Z* Sur une ligne de la classification, Z* augmente régulièrement de la gauche vers la droite Pour les lignes 2 et 3, en l’absence d ’électrons d ou f, il est facile de prévoir simplement cette évolution Pour passer d ’un élément au suivant, on ajoute un proton dans le noyau et un électron dans la couche de Valence. L ’électron ajouté fait partie du même groupe de Slater et son effet d ’écran est donc de σ = 0,35 Z augmente de 1 (ajout d ’un proton) Σ σ augmente de 0,35 (ajout d ’un électron dans le même groupe)

Z* = Z - Σ σ augmente donc de 1 - 0,35 = 0,65 Li 1,3

Be 1,95

+ 0,65

B 2,6

C 3,25

N 5,2

O 4,55

F 5,2

Ne 5,85 13

Sur une même colonne Z* augmente légèrement, puis devient constant quand on se déplace de haut en bas. H

Li

Na

K

Rb

1

1,3

2,2

2,2

2,2

Cette variation étant très faible, on pourra en première approximation la négliger. + 0,65

~ cte

Z*

Sens d ’augmentation de Z* dans la classification

14

Calcul de Z* pour les ions Pour les trois premières lignes de la classification (absence d ’électrons d ou f) , la connaissance du Z* des atomes neutres permet le calcul rapide des Z* des ions sans passer par l ’utilisation des règles de Slater

Exemple de Cl+17

Calcul par les règles de Slater Z* = 17 -(7*0,35) -( 8*0,85 -(2*1) =5,75

[1s2]

[2s2 ; 2p6 ] [ 3s2 ; 3p6]

Calcul rapide Si Z* de Ar est connu (Z*Ar = 6,75) on peut déterminer Z* des Cl- car Clest iso-électronique de Ar et ne diffère de lui que par 1 proton de moins dans le noyau d ’ou Z*Cl- = Z*Ar - 1 = 6,75 - 1 = 5,75

De même : Z* Na = Z* Ne + 1 ; Z* N = Z* Ne - 3 etc +

3-

15

La taille des atomes : Le rayon Atomique On suppose que les atomes ont une symétrie sphérique. Le rayon de la sphère correspondante sera appelé le rayon atomique. Il existe plusieurs définitions différentes de ce rayon atomique, la définition la plus concrète est celle du rayon de covalence des atomes. C ’est la seule que nous utiliserons ici. Le rayon de covalence d ’un atome est une donnée expérimentale. Supposons la molécule A2, dans cette molécule il existe une liaison A - A dont la longueur est mesurable expérimentalement.

Par définition, le rayon de covalence de l ’atome A sera la moitié de cette distance de liaison. RA

RA

d A-A

R Cov (A ) = dA-A / 2 16

Rayons de Covalence des éléments s et Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl

1,23 0,9 0,82 0,77 0,75 0,73 0,72 1,54 1,36 1,18 1,11 1,06 1,02 0,99

K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I

2,03 1,74 1,26 1,22 1,2 1,16 1,14 2,16 1,91 1,44 1,41 1,4 1,36 1,33

Cs Ba Tl Pb Bi Po At

2,35 1,98 1,47 1,46 1,46 1,46 1,45

p

Rayons de Covalence (en Å)

2,5

Cs 2,3

Rb K

2,1

1,9

1,7

Na 1,5

At

Li

1,3

I

1,1

Br Cl

0,9

0,7

F 0,5 0

5

10

15

20

25

30

35

40

17

Le graphique montre que sur une ligne le rayon de covalence diminue quand on se déplace de gauche à droite Le modèle de Bohr donne l ’expression du rayon des orbites permises pour les atomes hydrogénoïdes.

R = a0 [ n2 / Z ]

Avec a0 = 0,529 A°

Pour les atomes polyélectroniques on remplace Z par Z* et on suppose que le rayon de l ’atome est proportionnel à l ’orbite de Bohr correspondant à la couche de valence de l ’atome considéré.

Pour comparer la taille de deux atomes il suffit donc de comparer le rapport [ n2 / Z* ] de ceux-ci. P : n = 3 et Z* = 4,8 ⇒ n2/Z* = 1,875 F : n = 2 et Z* = 5,2 ⇒ n2/Z* = 0,15 expérimental : RF = 0,72 Å < RP = 1,06 Å

Prévision : RF < RP

18

Variation du Rayon atomique Sur une ligne n est constant et Z* augmente de gauche à droite n2 / Z* va donc bien diminuer de gauche à droite Sur une colonne n augmente du haut vers le bas, Z* augmente très légèrement de haut en bas (sensiblement constant). L ’effet de l ’augmentation de n2 l ’emporte largement sur l ’augmentation de Z* et le rayon atomique augmente bien de haut en bas sur une colonne de la classification périodique.

R Sens d ’augmentation de R dans la classification

19

Formule empirique de calcul du rayon de covalence d ’un atome Si la comparaison des n2 / Z* permet de classer qualitativement les atomes par ordre de tailles, elle ne permet pas d ’obtenir la valeur réelle du rayon atomique. D ’autre part, on observe quelques inversions dans l ’ordre des rayons atomiques. C ’est pourquoi j’ai mis au point une formule empirique qui permet le calcul à priori du rayon de covalence d ’un atome avec une précision moyenne de l ’ordre de 3%.

RCov (A°) = 0,215 n*2 / Z* + 0,145 n* + 0,225 Avec n* = n pour n = 2 et n = 3 ; n* = 3,7 pour n = 4 et

n* = 4 pour n = 5

20

Rexp R Calc Écart % Li Be B C N O F

1,23 0,90 0,82 0,77 0,75 0,73 0,72

1,18 0,96 0,85 0,79 0,74 0,71 0,69

3,86 6,89 3,87 2,03 1,13 2,74 4,67

Na Mg Al Si P S Cl

1,54 1,36 1,18 1,11 1,06 1,02 0,99

1,55 1,35 1,22 1,14 1,07 1,02 0,99

0,55 0,89 3,55 2,28 1,14 0,40 0,38

K Ca Ga Ge As Se Br

2,03 1,74 1,44 1,22 1,20 1,16 1,14

2,02 1,74 1,32 1,25 1,20 1,16 1,12

0,28 0,26 8,68 2,54 0,01 0,11 1,37

Rb Sr In Sn Sb Te I

2,16 1,91 1,44 1,41 1,40 1,36 1,33

2,38 2,02 1,51 1,43 1,36 1,31 1,27

10,21 5,97 4,51 1,12 2,64 3,53 4,54

Rayons de covalence calculés et expérimentaux 2,50

Rb K

2,00

Na 1,50

I

Li

Br

Cl

1,00

F 0,50

0,00 0

5

10

15

RExp

20

25

30

35

RCalc 21

Les rayons ioniques

Pauling à déterminé les rayons ioniques en supposant que comme pour les atomes neutres, ils étaient sensiblement proportionnel à n2 / Z*. Expérimentalement, on peut déterminer les distance de contac des anions et des cations dans les cristaux de solides ioniques (cristallochimie). Pauling a posé que ces distances de contact étaient simplement égales à la somme des rayons des deux ions.

RA = k nA2/Z*A

RA

RC Cation

Anion

d

RC = k nC2/Z*C d = RA + RC 22

RA = k nA2/Z*A RC = k nC2/Z*C

RA / RC = (nA2 / nC2) * (Z*C/Z*A)

RA = (nA2 / nC2) * (Z*C/Z*A) * RC

(nA2 / nC2) * (Z*C / Z*A) = K RA = K RC d = RA + RC = RC+ K RC = RC (1 + K)

RC = d / (1 + K ) RA = K d / (1 + K ) 23

Les anions sont toujours plus gros que leurs atomes neutres d ’origine. Les cations sont toujours plus petits que leurs atomes neutres d ’origine. L’ajout d ’un ou plusieurs électron augmente l ’effet d ’écran et diminue donc Z* ce qui fait augmenter le rayon. Inversement, si on enlève des électrons l’effet d ’écran diminue donc Z* augmente ce qui fait diminuer le rayon.

Exemples Li

R = 1,23 A°

Li+

R = 0,60 A°

Al

R = 1,25 A°

Al3+

R = 0,50 A°

F

R = 0,64 A°

F

-

R = 1,36 A°

24

Energies d ’ionisation successives Il s ’agit des énergies associées aux réactions suivantes : A

A+

A+

A2+

+

e-

Première Ionisation : E.I1

+

e-

Deuxième Ionisation : E.I2

+ e- Troisième Ionisation : E.I3 ……………………………………………… A2+

A( Z -1)+

A3+

Az+

+

e-

zième Ionisation : E.Iz

Ces énergies sont toujours positives car il faut fournir de l ’énergie pour arracher l ’électron à l ’attraction, du noyau 25

Energies de Première Ionisation des éléments s et Li Be B C N O F Ne

5,4 9,3 8,3 11,3 14,5 13,6 17,4 21,6

Na Mg Al Si P Si Cl Ar

5,1 7,6 6 8,2 10,5 10,4 13 15,8

K Ca Ga Ge As Se Br Kr

4,3 6,1 6 7,9 9,8 9,8 11,8 14

Rb Sr In Sn Sb Te I Xe

4,2 5,7 5,8 7,3 8,6 9 10,5 12,1

p

Energies de Première Ionisation ( en eV)

25

Ne 20

Ar

F N

15

Kr Cl

O

C

Be

10

P Mg

B

Li

Br

S Si

Al

5

Xe

Na

As Ca

Se Ge

Ga

K

Sb Sn Sr In

I Te

Rb

0 0

5

10

15

20

25

30

35 26

Variation de E.I 1 Le graphique précédant montre que globalement : - dans une même ligne E.I1 augmente de gauche à droite - dans une même colonne E.I1 diminue de haut en bas L ’évolution sur une ligne présente des accidents que nous étudierons un peu plus tard.

E.I1 Sens d ’augmentation de E.I1 dans la classification 27

Pour retenir facilement ce résultat, on considère souvent que c’est la valeur de Z* qui fixe la valeur de E.I1. En effet si Z* est grand l ’électron est soumis à une forte attraction du noyau et est donc difficile à arracher d ’ou une forte valeur de E.I1. Inversement si Z* est petit l ’électron est faiblement attiré par le noyau, donc facile à arracher et E.I1 est faible. S ’il en était ainsi on devrait avoir une évolution parallèle de Z* et E.I1. Ce n ’est pas tout à fait le cas.

En fait, E.I1 varie en sens inverse du rayon atomique. Cela est logique si l’on considère que dans un atome petit, les électrons sont près du noyau, donc fortement attirés par celui-ci et difficiles à arracher d ’ou une forte valeur de E.I1 Raisonnement opposé pour les gros atomes. 28

Z*

R

E.I1 Sens d ’augmentation de E.I1 dans la classification

L ’énergie d ’ionisation varie inverse du rayon atomique

en

sens 29

Anomalies 25

Li Be B C N O F Ne

5,4 9,3 8,3 11,3 14,5 13,6 17,4 21,6

Ne 20

N

F

15

C

Be

O

B

5

Li 0 0

Be

1

2

4

5

6

7

8

9

N stable

Difficile E.I 

Be+ B

stable

N+

Facile O E.I  O+

B+ stable

Difficile E.I 

Facile E.I  30

stable

Les 10 premières énergies d ’ionisation successives des éléments : Li à Na E.I1

E.I2

E.I3

E.I 4

Li Be B

5,4 9,3 8,3

75,6 122,5 18,2 153,9 217,7 25,2 37,9 259,4 340,2

C N O F Ne

11,3 14,5 13,6 17,4 21,6

24,4 29,6 35,1 35 41

Na

5,1

47,3 71,6

47,9 64,5 47,5 77,5 54,9 77,4 62,1 87,1 63,5 97,1 98,9

E.I5

392 97,9 113,9 114,2 126,2

E.I6

E.I7

E.I 8

489 552,1 138,1 157,2 157,9

667 739,3 871,4 185,2 954 207,3 239,1

138,4 172,2 208,5 264,2

E.I9

E.I10

1104 1196 1362 300

1465

Un brusque saut est observé pour l ’ion dont la configuration correspond à celle d ’un gaz rare (changement de couche) 31

Les électrons partent dans l ’ordre inverse de leur énergie. Cette énergie est d ’abord fonction du Z* de l ’électron C ’est l ’électron qui a le Z* le plus faible qui sera arraché le premier Exemple du Zinc Z = 30 +30

[1s2]

[2s2 ; 2p6 ]

[ 3s

2

; 3p5]

[ 3d10 ] [4s2]

Z*4s = 30 - ( 1 * 0.35 ) - ( 18 * 0.85 ) - ( 8 * 1 ) - ( 2 * 1 ) = 4,35 Z*3d = 30 - ( 9 * 0.35 ) - ( 8 * 1 ) - ( 8 * 1 ) - ( 2 * 1 ) = 8,85 Les électrons 4 s seront arrachés les premiers. 32

Ce résultat est du reste valable pour tous les éléments du bloc d, qui tous, perdront d'abord leurs deux électron s avant d ’éventuellement perdre un ou plusieurs de leurs électrons d.. Exemple du fer

Z = 26 = 18 + 8 ⇒ (Ar) 3d6 4 s2

Fe Fe

2+

3+ 2+

Fe Couche demi remplie = stabilité

33

600

Azote

1s2 2s2 2p3

Électron 1s

500 400 300 200

La sixième ionisation est difficile N5+ possède la structure d'un gaz rare et est donc très stable (facile à former et difficile à détruire) Les 5 premières ionisations sont faciles électrons 2s

100

électrons 2p

0 0

1

2

3

4

5

34

6

400 350 300 250 200 150 100 50 0

Carbone 1s2 2s2 2p2

électron 1s

La cinquième ionisation est difficile C4+ a la structure d'un gaz rare et est donc très stable (facile à former et difficile à détruire) Les 4 premières ionisations sont faciles électrons 2p

0

1

2

électrons 2s

3

4

5 35

E.I 1 2 3 4 5

Carbone 11,22 24,27 47,65 64,22 390,1

Silicium 8,12 Parallélisme pour 16,27 deux éléments du 33,35 même groupe 44,93 156,6

400

65

300

55

s

45

200

35

100

25

p

15

0 0

1

Carbone

2

3

4

5

6

5 -5

0

1

2

3

4

5

Silicium Carbone

Silicium

36

Calcul à priori des énergies d ’ionisation A

A+

+

e-

Première Ionisation : E.I1

E.I1 = EA+ + Ee- - EA L ’énergie de l ’électron est nulle puisqu’il y a eu ionisation et que l ’électron est à l ’infini et n’a plus d ’interactions avec le noyau.

E.I1 = EA+ - EA Si on peut évaluer l ’énergie de A et celle de A+ on pourra évaluer l ’énergie d ’ionisation par différence entre les deux. L ’énergie totale de l ’atome va tout simplement être évaluée par la somme des énergies individuelles de tous ses électrons

37

Exemple de Cl -

+17

+17

Cl

Cl+

[1s2]

[2s2 ; 2p6 ] [ 3s2 ; 3p5]

[1s2]

[2s2 ; 2p6 ] [ 3s2 ; 3p4]

↓

↓

↓

↓

↓

↓

E1

E2

E3

E ’1

E ’2

E ’3

Bohr : En = - 13,6 * [ Z2 / n2 ] Slater : En = - 13,6 * [ Z*2 / n2 ] ECl = 2 E1 + 8 E2 + 7 E3 EC l + = 2 E ’1 + 8 E ’2 + 6 E ’3

38

L ’énergie d ’un électron ne dépend que de Z* et de n, si ces deux grandeurs sont identiques l ’énergie sera la même. C ’est le cas des couches internes qui ne sont pas concernées par l ’ionisation. On a donc : E1 = E’1 et E2 = E’2 ECl = 2 E1 + 8 E2 + 7 E3 EC l + = 2 E ’1 + 8 E ’2 + 6 E ’3 E.I1 = ECl+ - ECl = 2 E’1 + 8 E’2 + 6 E’3 - 2 E1 + 8 E2 + 7 E3 E.I1 = ECl+ - ECl = 6 E’3 - 7 E3

39

Calcul de E3

Calcul de E ’3

E3 = -13,6 * [ Z*

2 E3

/n

2 E3

]

+17

+17

Cl+

Cl [1s ] 2

E ’3 = -13,6 * [ Z*2E’3 / n2E’3 ]

[2s ; 2p ] [ 3s ; 3p ] 2

6

2

5

[1s2]

[2s2 ; 2p6 ] [ 3s2 ; 3p4]

Z*E3 = 17 - ( 6 * 0,35 ) - ( 8 * 0,85) - ( 2 *1 ) = 6,1 Z*E ’3 = 17 - ( 5 * 0,35 ) - ( 8 * 0,85) - ( 2 *1 ) = 6,1 + 0,35 = 6,45 E3 = -13,6 * [ 6,12 / 32 ] = - 56,23 eV E ’3 = -13,6 * [ 5,752 / 32 ] = - 62,87 eV

40

E3 = - 56,23 eV

E’3 - 62,87 eV

E.I1 = ECl+ - ECl = 6 E’3 - 7 E3 E.I1 = 6 E’3 - 7 E3 = 16,39 eV Cette valeur calculée est à comparer à la valeur expérimentale E.I1 = 13 eV Ce modèle permet d ’accéder très simplement à l ’ordre de grandeur de l ’énergie d ’ionisation d ’un atome.

41

Li Be B C N O F Ne

calculée 5,7 7,9 9,8 11,5 12,9 14,2 15,2 16,0

expérimentale 5,4 9,3 8,3 11,3 14,5 13,6 17,4 21,6

25

EI Calc

20

EI Exp

Ecart ( % ) 6,4 -15,4 17,8 1,4 -10,9 4,1 -12,8 -26,0

15 10 5 0 Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

On retrouve les anomalies précédantes. Voir les T.D pour plus de détails.

42

Energie de fixation électronique C ’est l ’énergie de la réaction de fixation d ’un électron à l ’atome neutre pour obtenir un anion.

A + e- → ACette énergie de fixation électronique est généralement négative. Elle dégage de l ’énergie. Dans les tables, pour éviter d ’écrire un signe moins, on donne l ’opposé de cette énergie de fixation électronique. Cette grandeur tabulée est appelée Affinité Electronique E. A 43

Si les énergies d ’ionisation successives sont des grandeurs facilement mesurables expérimentalement, il n ’en est pas de même pour les énergies successives de fixation électronique. Seule la première est connue, et pas pour tous les éléments. L ’électroaffinité varie sensiblement comme l ’énergie de première ionisation. En effet un atome, qui fixe facilement un électron (EA élevée) en perd difficilement un (EI1 élevé) Halogènes. Inversement un atome qui fixe difficilement un électron (EA faible) le perdra facilement (EI1 faible) (Alcalins) On observe des anomalies du même genre que celles observées pour les E.I 1. Le calcul à priori des électroaffinité est semblable à celui de E.I mais l ’accord entre valeur calculée et expérimentale est souvent très mauvais. 44

Affinités électroniques des éléments (en eV) Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P Si Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe

0,62 0 0,28 1,26 0 1,46 3,4 0 0,55 0 0,44 1,39 0,75 2,08 3,62 0 0,5 0 0,3 1,23 0,81 2,02 3,37 0 0,49 0 0,3 1,11 1,07 1,97 3,06 0

affinités électroniques ( en eV)

4

Cl F

3,5

Br I

3

2,5

S

2

1,5

C

Si

O

Li

1

Na

0,5

Te

Ge

P Al

B

Se Sb

K

As

Sn

Rb

Ga

Xe

In

0 0

Be

5

N

Ne 10 Mg

15

Ar Ca20

Kr

25

Sr

30

35

45

Z*

R

E.A Sens d ’augmentation de E.A1 dans la classification

L ’électroaffinité varie comme l ’énergie d ’ionisation, en sens inverse du rayon atomique 46

Anomalies Li Be B C

0,62 0 0,28 1,26

N O F Ne

0 1,46 3,4 0

F

Li

B

Be 00

1

Be

O

C

2

Ne

N 6

7

8

9

N stable

BeC

Difficile E.A  N

Facile E.A 

Cstable

stable

Difficile E.A 

F Facile E.A 

F-

47

stable

Electronégativité L ’électronégativité caractérise la tendance qu’a un atome à attirer les électrons à lui. C ’est une notion intuitive très utilisée par les chimistes, pour prévoir certaines propriétés atomiques ou moléculaire.

Il n ’existe pas de définition très précise de l ’électronégativité. Trois échelles différentes sont utilisées pour mesurer cette tendance des atomes à attirer plus ou moins fortement les électrons. L ’électronégativité s ’exprimera sans unité. 48

Echelle de Pauling Cette échelle est la première qui fut utilisée et est toujours la plus employée par les chimistes. Elle est basée sur des propriétés moléculaires et sera développée plus en détail lors de l ’études des molécules. Dans cette échelle, la différence d ’électronégativité entre deux éléments est évaluée par la formule :

(∆X)2 = EAB - √ EAA * EBB EAB , EAA et EBB sont les énergies des liaisons A-B , A-A et B-B exprimée en eV (voir cours de thermodynamique)

L’élément de référence est le Fluor auquel Pauling a attribué une électronégativité de XF = 4 49

Echelle de Mulliken

XM = 1/2 (E.I1 + E.A) Originellement, Mulliken avait défini l ’électronégativité comme étant la moyenne entre l ’énergie de première ionisation et l ’électroaffinité de l ’élément. Un atome très électronégatif attire fortement les électrons, il sera donc difficile de lui en arracher un (E.I.1élevé) et inversement facile de lui en rajouter un (E.A élevé). Pour que cette échelle donne des valeurs du même ordre de grandeur que celle de Pauling on a modifié le coefficient 1/2 de toute façon arbitraire.

XM = 0,21 (E.I1 + E.A) 50

Echelle d ’Alred et Rochow Dans cette échelle l ’électronégativité est proportionnelle à la force de Coulomb liant l ’électron au noyau.

FC = K q q ’ / d2

e

FC = K e2 Z* / R2 + Z* e

XA.R ≡ Z* / RCov2 R Rcov est le rayon de covalence de l ’atome considéré. 51

Cette échelle est la plus satisfaisante au point de vue physique car c’est elle qui reflète le mieux la réalité physique de l ’attraction de l ’électron par le noyau. Pour qu’elle conduise à des valeurs proches de celles de Pauling on a ajouté des coefficients dans son expression.

XA.R = a [ Z* / RCov2 ] + b a = 0,34 et b = 0,67 avec Rcov exprimé en A°

XA.R = 0,34 [ Z* / RCov2 ] + 0,67 52

Electronégativités des éléments Li Be Be C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I

Pauling 0,98 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 0,93 1,31 1,61 1,9 2,19 2,58 3,16 0,82 1 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96 0,82 0,95 1,78 1,96 2,05 2,66

Mulliken 0,94 1,46 2,01 2,63 2,33 3,17 3,91 0,93 1,32 1,81 2,44 1,81 2,41 3 0,8 1,95 1,75 2,23 2,76 1,8 1,65 2,1 2,56

Alred-Rochow 0,97 4,5 1,47 4 3,5 2,01 3 2,5 2,5 3,07 2 3,5 1,5 4,1 1 0,5 1,01 0 1,23 0 1,47 1,74 2,06 5 2,45 4 2,83 0,91 3 1,04 2 1,82 1 2,02 0 2,2 0 2,48 2,74 0,89 4,5 4 0,99 3,5 1,49 3 1,72 2,5 1,82 2 1,5 2,01 1 2,21 0,5

F

Pauling I

Cl

Li

Br

Na Rb

K 10

20

30

Alred-Rochow F Cl

I

Br

Li

Na

Rb

K 10

20

30

Mulliken F Cl

Br

I

In Li

Na

K

0 0

10

20

30

53

Z*

R

X Sens d ’augmentation de X dans la classification

L’électronégativité varie comme l ’énergie d ’ionisation, en sens inverse du rayon atomique 54

Cette variation est normale car : - Dans l’échelle d ’Alred et Rochow X est inversement proportionnel à R2 - Dans l ’échelle de Mulliken X dépend essentiellement de E.I (EA est toujours beaucoup plus faible que E.I) - Un atome petit à ses électrons de valence plus proches qu’un atome gros, les atomes petits attirent donc mieux les électrons que les gros et sont donc plus électronégatifs. Les éléments les plus électronégatifs sont les métalloïdes en haut et à droite de la classification. Très électronégatifs, il est normal qu’ils donnent des Anions. 55

Les éléments les moins électronégatifs sont les métaux (en bas et à gauche), il est normal qu’ils donnent des cations. Les 4 éléments les plus électronégatifs sont F , O , N et Cl L ’ordre varie selon l ’échelle utilisée

Pauling : F > O > Cl > N Mulliken : F > Cl > O > N Alred et Rochow : F > O > N > Cl

56

Conclusion Ce chapitre nous a permis d ’étudier quelques propriétés atomiques importantes et leur variation selon la position de l ’élément dans la classification. Le modèle simple de Slater permet de prévoir facilement cette évolution. La périodicité des propriétés atomiques a ainsi été bien mise en évidence. Nous nous sommes limités essentiellement aux éléments des blocs s et p. Les éléments d et f peuvent être traités de la même manière. 57